^{линий  спектра, ни  и  само существование  линейчатых спектров. В 1913 г. Бор предложил  сою теорию строения атома, в которой  ему удалось с  большим искусством согласовать спектральные явления  с  ядерной  моделью атома,  применив к последней так называемую квантовую теорию излучения, введенную в науку немецким ученым-физиком Планком.  Сущность теории квантов сводится к тому, что лучистая энергия испускается и поглощается не непрерывно,  как принималось раньше, а отдельными малыми, но вполне определенными порциями - квантами энергии. Запас энергии  излучающего тела изменяется скачками,  квант за квантом; дробное  число квантов тело не может ни испускать,  ни поглощать. Величина кванта энергии зависит от частоты  излучения: чем больше частота излучения,  тем больше величина кванта. Кванты лучистой энергии называются также фотонами.  Применив квантовые представления к вращению электронов  вокруг ядра,  Бор положил в основу своей теории очень смелые предположения,  или постулаты.  Хотя эти постулаты и противоречат законам классической электродинамики, но они находят свое  оправдание  в тех поразительных результатах,  к которым приводят,  и в том полнейшем согласии, которое обнаруживается между теоретическими  результатами   и  огромным  числом  экспериментальных фактов. Постулаты Бора заключаются в   следующем: Электрон может двигаться вокруг не по любым орбитам, а только по таким,  которые удовлетворяют  определенными условиям, вытекающим из теории квантов. Эти орбиты получили название устойчивых или квантовых орбит. Когда  электрон движется по одной из возможных для него устойчивых орбит, то он не излучает. Переход электрона с удаленной  орбиты  на  более  близкую сопровождается потерей энергии. Потерянная атомом при каждом переходе энергия превращается в один квант лучистой энергии. Частота излучаемого при этом света определяется радиусами тех двух орбит, между которыми совершается  переход   электрона. Чем больше  расстояние от орбиты, на которой находится электрон, до той, на которую он переходит, тем больше частота излучения. Простейшим из атомов является атом водорода; вокруг ядра которого вращается только один электрон. Исходя из приведенных постулатов, Бор рассчитал радиусы возможных орбит для этого электрона  и  нашел, что они относятся, как квадраты натуральных чисел: 1 : 2 : 3 : ... n Величина n получила название главного квантового числа. Радиус ближайшей  к  ядру орбиты в атоме водорода равняется 0,53 ангстрема. Вычисленные отсюда частоты излучений, сопровождающих  переходы  электрона с одной орбиты на другую, оказались в точности совпадающими с частотами, найденными на опыте для линий водородного спектра .Тем самым была доказана правильность расчета устойчивых  орбит, а вместе  с тем и приложимость постулатов Бора для таких расчетов. В дальнейшем теория Бора была распространена и на атомную структуру других элементов, хотя это было связанно с некоторым трудностями из-за ее новизны.}

   ^{Теория Бора  позволила   разрешить   очень важный вопрос  о расположении электронов в  атомах  различных элементов и установить зависимость свойств элементов от строения электронных  оболочек их атомов. В настоящее время  разработаны схемы  строения атомов всех химических элементов. Однако, иметь ввиду, что все эти схемы это лишь более или менее достоверная гипотеза,  позволяющая объяснить многие физические и химические свойства  элементов. Как раньше уже было сказано, число электронов,  вращающихся вокруг ядра атома, соответствует порядковому  номеру элемента в периодической системе. Электроны расположены  по слоям, т.е. каждому слою принадлежит определенное заполняющие или как бы насыщающее его число электронов.  Электроны одного и того же слоя характеризуются почти одинаковым запасом энергии, т.е. находятся примерно на одинаковом энергетическом уровне. Вся оболочка атома распадается}

  ^{на несколько энергетических  уровней. Электроны  каждого следующего  слоя находятся  на более высоком  энергетическом   уровне, чем электроны  предыдущего слоя.  Наибольшее число    электронов N, могущих находиться  на  данном энергетическом уровне,  равно удвоенному квадрату номера слоя:}

    ^N=2n2,

     ^{где n - номер слоя;}

      ^{N – наибольшее количество элементов.}

      ^{Кроме того, установлено, что  число электронов в наружном слое для  всех элементов, кроме палладия,  не превышает восьми, а в предпоследнем - восемнадцати. Электроны наружного    слоя, как наиболее удаленные от ядра и, следовательно, наименее прочно связанные с ядром, могут отрываться от атома и присоединяться к другим  атомам, входя в состав наружного слоя последних. Атомы, лишившиеся одного или нескольких  электронов,  становятся  заряженные положительно, так как заряд ядра атома превышает сумму зарядов оставшихся электронов.  Наоборот атомы, присоединившие электроны становятся заряженные отрицательно.  Образующиеся  таким  путем  заряженные частицы, качественно  отличные  от  соответствующих атомов. называются ионами. Многие ионы в свою очередь могут терять или присоединять электроны, превращаясь при этом или в электронейтральные атомы, или в новые ионы с другим зарядом. Теория Бора оказала огромные услуги физике и химии, подойдя, с одной стороны, к раскрытию законов спектроскопии и объяснению механизма лучеиспускания, а с другой - к выяснению структуры отдельных атомов и установлению связи между ними. Однако оставалось еще много явлений в этой области, объяснить которые теория Бора не могла.}

   ^{Движение  электронов в атомах Бор представлял  как простое механическое, однако, оно является сложным и своеобразным. Это своеобразие  было объяснено новой квантовой теорией. Отсюда и пошло: «Карпускулярно-вролновой дуализм».}

   ^{И так, электрон в атоме  характеризуется:}

1. ^{Главным квантовым числом n, указывающим на энергию электрона;}
2. ^{Орбитальным квантовым числом l , указывающим на характер орбиты;}
3. ^{Магнитным квантовым числом, характеризующим положение облаков в пространстве;}
4. ^{И спиновым квантовым числом, характеризующим веретенообразное движение электрона вокруг своей оси. [ 1, 4 ]}

^{Раздел II. Строение атома}

    ^{Химики  XIXв. Не в состоянии были ответить на вопрос, в чем суть различий между атомами разных элементов, например меди и йода. Лишь в период 1897-1911гг. удалось установить, что сами атомы состоят из еще более мелких частиц. Открытие этих частиц и исследование строения атомов – того, каким образом построены атомы разного вида из более мелких частиц, - одна из наиболее интересных страниц истории науки. Более того, знание строения атомов позволило затем провести исключительно успешную систематизацию химических фактов, а это сделало химию более легкой для понимания и усвоения. Величайшую помощь каждому, изучающему химию, окажет, прежде всего, ясное представление о строении атома.}

    ^{Частицы, из которых состоят  атомы, - это электроны  и атомные ядра. Электроны и атомные  ядра несут электрические  заряды, которые в  значительной степени обуславливают свойства самих частиц и строение атомов.}

   ^{2.1 Электрон}

          Название «электрон» происходит от греческого слова ἤλεκτρον, означающего «янтарь»: ещё в древней Греции естествоиспытателями проводились эксперименты — куски янтаря тёрли шерстью, после чего те начинали притягивать к себе мелкие предметы. Термин «электрон» как название фундаментальной неделимой единицы заряда в электрохимии был предложен[3] Дж. Дж. Стоуни (англ.) в 1894 (сама единица была введена им в 1874). Открытие электрона как частицы принадлежит Дж. Дж. Томсону, который в 1897 установил, что отношение заряда к массе для катодных лучей не зависит от материала источника. 
 

    ^{2.2 Свойства электрона}

     ^{Электрон  представляет собой  частицу с отрицательным  зарядом величиной  –0,1602   10-18 Кл.}

     ^{Масса электрона равна 0,9108   10-30кг, что составляет 1/1873 массы атома водорода.}

    ^{Электрон  имеет очень небольшие  размеры. Радиус электрона  точно не определен, но известно, что  он значительно меньше 1·10-15м.}

    ^{В 1925г. было установлено, что электрон вращается вокруг собственной оси и что он имеет магнитный момент. [5]}

   ^{2.3 Общие принципы заполнения электронных оболочек атомов элементов по периодам.}

    ^{Число электронов в электронейтральном атоме закономерно  повышается при переходе элемента от Z к Z + 1. Эта закономерность подчиняется квантовой теории строения атома.}

    ^{Максимальная  устойчивость атома, как системы электрических  частиц, отвечает минимуму его полной энергии. Потому электроны  при заполнении энергетических уровней в электромагнитном поле ядра будут занимать (застраивать) в первую очередь наиболее низкий из них (К – уровень; n=1). В электронейтральном невозбужденном атоме электрон в этих условиях имеет наименьшую энергию (и, соответственно, наибольшую связь с ядром). Когда К – уровень будет заполнен (1s2 – состояние, характерное для атома гелия), электроны начнут застраивать уровень L (n = 2), затем M – уровень (n=3). При данном n электроны должны застраивать сначала s-, затем p-, d- и т. д. подуровни.}

    ^{Однако, как показывает рис. 3, энергетические уровни в атоме элемента не имеют ясных грани. Более того, здесь наблюдается даже взаимное перекрывание энергий отдельных подуровней. Так, например, энергетическое состояние электронов в подуровнях 4_s и 3_d, а так же 5_s и 4_d очень близки между собой, а 4_s1 и 4_s2 – подуровни отвечают более низким значениям энергии, чем 3_d. Поэтому электроны, застраивающие, M- и N- уровни, в первую очередь попадут на 4_s – оболочку, которая относится к внешнему электронному слою N (n=4), и лишь по ее заполнении (т. е. после завершения построения оболочки 4_s2) будут размещаться в 3_d – оболочке, относящейся к предвнешнему слою M (n=3). Аналогичное наблюдается и в отношении электронов 5_s- и 4_d – оболочек. Еще более своеобразно идет заполнение электронами f – оболочек: они при наличии электронов на внешнем уровне n (при n, равном 6 или 7) застраивают уровень n=2, т. е. предпревнешний слой, - пополняют оболочку 4_f (при n=6) или соответственно оболочку 5_f (при n=7).}

    ^{Обобщая, можно высказать  следующие положения.}

1. ^{Уровни ns, (n-1)d и (n-2)f близки по энергии и лежат ниже уровня np.}
2. ^{С увеличением числа электронов в атоме (по мере повышения величины Z) d – электроны «запаздывают» в построении электронной оболочки атома на один уровень (застраивают предвнешний слой, т. е. уровень n-1), а f – электроны запаздывают на два уровня: достраивают второй снаружи (т. е. предвнешний) слой n – 2. Появляющиеся f – электроны часто как бы вклиниваются между (n-1)d1 и (n-1)d2¸10 – электронами.}

   ^{Во  всех указанных случаях  n – номер внешнего уровня, на котором уже содержатся два электрона (ns2 – электроны), причем n одновременно и номер того периода по таблице Менделеева, который включает данный элемент.}

^{Элементы, в атомах которых  при наличии электронов во внешнем слое n (ns2 – электроны) идет достройка одного из подуровней (3_d, 4_d, 4_f, 5_d или 5_f), находящихся на предвнешних слоях (n-1) или (n-2), называются переходными.}

    ^{Общая картина последовательности заполнения электронами  оболочек атомов элементов, принадлежащих к  периоду n, имеет вид:}

    ^{В показателе степени  при s-, p-, d- и f – обозначениях в строке (а) указано возможное число электронов в данной оболочке. Например, в оболочке s может содержаться либо один, либо два электрона, но не больше; в оболочке f – от 1 до 14 электронов и т. д.}

    ^{Известно, что минимальное  значение коэффициента при обозначении  d – электронов равно трем. Следовательно, d-электроны могут в атомное структуре появится не ранее четырем. В связи с этим указанные электроны могут появиться в атомах не ранее как в элементах шестого периода (т. е. при n-2=4; n=4+2=6). Это обстоятельство и отмечено во второй строке.}